Le classificazioni endotermica ed esotermica si riferiscono al trasferimento di calore $ q $ o alle variazioni di entalpia $ \ Delta_ \ mathrm {R} H $. Le classificazioni endergonic e exergonic si riferiscono ai cambiamenti nell'energia libera (di solito la Gibbs Free Energy) $ \ Delta_ \ mathrm {R} G $.

Se le reazioni sono caratterizzate e bilanciate esclusivamente dal trasferimento di calore (o dalla variazione di entalpia), si utilizzerà l'entalpia di reazione $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H $.

Poi ci sono tre casi da distinguere:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, una reazione esotermica che rilascia calore l'ambiente circostante (la temperatura aumenta)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H = 0 $, nessuno scambio di calore netto
3. $ \ Delta {} _ { \ mathrm {R}} H > 0 $, una reazione endotermica che assorbe il calore dall'ambiente circostante (la temperatura diminuisce)

Nel 1876, Thomson e Berthelot ha descritto questa forza motrice in un principio riguardante le affinità di reazioni. Secondo loro, erano possibili solo reazioni esotermiche.

Ma come spiegheresti, ad esempio, i panni bagnati che sono sospesi su un filo di stoffa - asciutti, anche durante il freddo inverno ? Grazie ai lavori di von Helmholtz, van't Hoff, Boltzmann (e altri) possiamo farlo. Anche l ' Entropia $ S $, a seconda del numero di realizzazioni accessibili dei reagenti ("che descrivono il grado di ordine"), deve essere necessariamente presa in considerazione.

Questi due contribuiscono al massimo lavoro che una reazione può produrre, descritto dalla Gibbs free energy $ G $. Ciò è di particolare importanza considerando le reazioni con i gas, perché il numero di realizzazioni accessibili dei reagenti ("grado o ordine") può cambiare ($ \ Delta_ \ mathrm {R} S $ può essere grande). Per una data reazione, il cambiamento nell'energia libera di Gibbs di reazione è $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} H - T \ Delta {} _ {\ mathrm {} R} S $.

Poi ci sono tre casi da distinguere:

1. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G < 0 $, una reazione esergonica, "che corre volontariamente" da sinistra a destra dell'equazione di reazione (la reazione è spontanea come scritta)
2. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G = 0 $, lo stato di equilibrio termodinamico, cioè su un macroscopico livello, non c'è reazione netta o
3. $ \ Delta {} _ {\ mathrm {R}} G > 0 $, una reazione endergonica, che ha bisogno di input di energia dall'esterno per correre da sinistra a il lato destro dell'equazione di reazione o altrimenti scorre all'indietro, da destra a sinistra (la reazione è spontanea nella direzione inversa)

Le reazioni possono essere classificate in base all'entalpia di reazione, entropia di reazione , entalpia di reazione libera - anche simultanea - favorendo sempre una reazione esergonica:

1. Esempio, combustione di propano con ossigeno, $ \ ce {5 O2 + C3H8 -> 4H2O + 3CO2} $. Poiché sia ​​la dissipazione del calore ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $, esotermico) e l'aumento del numero di particelle ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > 0 $) favoriscono la reazione, è una reazione esergonica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G < 0 $).
2. Esempio, reazione del diossigeno all'ozono, $ \ ce {3 O2 -> 2 O3} $. Questa è una reazione endergonica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} G > 0 $), perché il numero di molecole diminuisce ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $) e simultaneamente è anche endotermico ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H > 0 $).
3. Reazione acqua gas, in cui il vapore acqueo viene guidato sul solido carbonio $ \ ce {H2O + C < = > CO + H2} $. Solo a temperature $ T $ che producono un contributo entropico $ T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S > \ Delta _ {\ mathrm {R}} H $, una reazione endotermica può diventare esergonica.
4. Reazione di idrogeno e ossigeno per produrre vapore acqueo, $ \ ce {2 H2 + O2 -> 2 H2O} $. Questa è una reazione esotermica ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} H < 0 $) con numero decrescente di particelle ($ \ Delta _ {\ mathrm {R}} S < 0 $). Solo a temperature pari o inferiori a $ T $ con $ | T \ cdot \ Delta _ {\ mathrm {R}} S | < | \ Delta _ {\ mathrm {R}} H | $ c'è una reazione macroscopica. In altre parole, mentre la reazione funziona bene a temperatura ambiente, ad alte temperature (ad esempio 6000 K), questa reazione non funziona.

Dopo tutto, tieni presente che si tratta di termodinamica e non cinetica. Ci sono anche indicazioni di spontaneità di una reazione.

Sia le reazioni esotermiche che quelle esotermiche rilasciano energia, tuttavia, le energie rilasciate hanno significati diversi come segue:

• Reazione esotermica

  • L'energia rilasciata è chiamata appunto energia
  • L'energia dei reagenti è maggiore di quella dei prodotti
  • L'energia del sistema di reazione diminuisce rispetto a quella dell'ambiente circostante, cioè l'ambiente circostante diventa più caldo.

• Reazione exergonica

  • Energia rilasciata, ha un nome speciale chiamato energia di Gibbs o energia libera di Gibbs
  • I reagenti energetici sono maggiori rispetto a quello dei prodotti
  • Non ha nulla a che fare con il modo in cui diventano reagenti caldi o freddi. Ha un significato più chimico - si riferisce alla spontaneità della reazione; quindi significa sempre che una reazione è fattibile, cioè la reazione avverrà sempre.

In sintesi, mentre una reazione esergonica significa che una reazione è spontanea, una reazione esotermica non ha nulla a che fare con la spontaneità, ma che un'energia viene rilasciata nell'ambiente circostante.

Per una reazione esotermica, $ \ Delta H \ lt0 $. Per un vincolo di reazione exergonic è (da Gibbs-Helmholtz eqn): $ \ Delta G \ lt0 \ Rightarrow \ Delta HT \ Delta S \ lt0 \ Rightarrow \ Delta H \ lt T \ Delta S $ Quindi, anche se $ \ Delta H>0 $ (reazione endotermica), una reazione può essere esergonica a condizione che segua il vincolo per essa ($ \ Delta H \ lt T \ Delta S $; alta temperatura o numero di gradi di libertà maggiore). Quindi non esiste un'imposizione tale che una reazione deve essere esotermica se è exergonic o viceversa.

Nelle reazioni esotermiche ed endotermiche stiamo parlando principalmente dei cambiamenti nell'energia potenziale, questi cambiamenti tendono a manifestarsi come flusso di calore in condizioni di pressione costante circa la prima legge della termodinamica. Quando misuriamo l'entalpia, stiamo misurando l'energia coinvolta nella formazione / rottura dei legami chimici in una particolare reazione.

Questa è una metrica molto utile per prevedere quali composti si formeranno in determinate condizioni e il potenziale TOTALE l'energia cambia comunque .. la seconda legge della termodinamica ci dice che non possiamo usare TUTTA l'energia in una reazione chimica per fare il lavoro, solo una piccola quantità di essa. Quindi abbiamo dovuto inventare Endergonic ed Exergonic per spiegare come i cambiamenti in GIBBS FREE ENERGY funzionano con una reazione chimica

TLDR: Exo / Endotehrmic stiamo misurando i cambiamenti nei potenziali stati energetici

non possiamo usare tutta l'energia potenziale per portare a termine il lavoro

devo misurare l'energia che possiamo usare per il lavoro come energonico ed esergonico

Sì, tutte le reazioni exergonic sono esotermiche. Considera una reazione che si verifica spontaneamente, sappiamo che l'energia verrebbe rilasciata cioè '$ \ ce {\ Delta H} $ è negativa' (poiché una reazione o un processo che assorbe energia la rende non spontanea) e secondo la seconda legge della termodinamica, l'entropia (o disordine) del sistema deve aumentare.

$ \ ce {\ Delta H} $ negativo e entropia positiva crescente insieme rendono $ \ ce {\ Delta G} $ negativo secondo l'equazione: $ \ ce {\ Delta G = \ Delta H ~ - ~ T \ Delta S} $ (dove $ \ ce {\ Delta} $ = cambiamento; G = energia libera di Gibb; H = entalpia; T = Temperatura termodinamica e S = entropia) Pertanto, se la variazione di entalpia è negativa e la variazione di energia libera è negativa, sono entrambi (rispettivamente) esotermici ed esergonici. Lo stesso vale per endotermico ed endergonico.